Hoa dai cuong

Giảng viên: TS. Lê Thành Dũng
[email protected]
Bố cục chương trình
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Chương II: Liên kết hóa học
Chương III: Nhiệt hóa học và động hóa học
Chương IV: Dung dịch
Hóa học là khoa học nghiên cứu sự chuyển biến một số chất này thành
một số chất khác do sự phân bố lại liên kết hóa học của các nguyên tử và
sự xây dựng lại lớp vỏ electron của chúng.
Tài liệu tham khảo chính
2. Nguyễn Đức Chung, Hóa Đại Cương, Nhà xuất bản trẻ, Tp. Hồ Chí Minh, 1996.
1. Raymond Chang, Chemistry, McGraw-Hill, Inc, the United States of America, 1991.
3. J. Clayden, S.Warren, N. Greeves, P. Wothers, Organic Chemistry, Oxford University Press, the United Kingdom, 2001.
CHƯƠNG I:

CẤU TẠO NGUYÊN TỬ VÀ
BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Cấu tạo nguyên tử - Thành phần nguyên tử
Nguyên tử được cấu tạo bởi:
hạt nhân (proton, nơtron)
các electron
Tính chất của nguyên tử:
nguyên tử trung hòa về điện
khối lượng nguyên tử tập trung ở nhân
kích thước nguyên tử  10-8 cm (1 Å)
đường kính hạt nhân  10-13 cm
Các thông số của của một nguyên tử:
Số nguyên tử Z = Số proton = Số electron (trong nguyên tử trung hòa điện)
Số khối A = Số proton + số nơtron = Z + số nơtron
X
A
Z
Cách viết kí hiệu:
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Các nguyên tử có cùng số nguyên tử Z nhưng khác nhau số khối A (tức khác nhau số nơtron).
Cấu tạo nguyên tử - Đồng vị
Các tính chất hóa học của một nguyên tố được xác định chủ yếu bởi các electron và các proton
trong nguyên tử, các nơtron không tham gia vào các biến đổi hóa học ở các điều kiện thông
thường.
Các chất đồng vị có tính chất hóa học tương tự nhau.
Khối lượng nguyên tử trung bình:
X
A1
Z
X
A2
Z
mX = a  A1 + (100-a)  A2
Hàm lượng (%) a 100-a
BÀI TẬP
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
I.1. Xác định điện tích hạt nhân, số proton, số nơtron, số electron và số khối của các nguyên tố sau:
B,
10
5
B,
11
5
P,
31
15
U,
235
92
U,
238
92
I.2. Ở trạng thái tự nhiên, đồng có chứa hai đồng vị bền:
Cu,
63
29
Cu,
65
29
với khối lượng nguyên
tử lần lượt là 62,93 (69,09%) và 64,9278 (30,91%). Tính khối lượng nguyên tử trung bình của đồng.
I.3. Viết công thức các loại phân tử nước, biết rằng hidro và oxi có các đồng vị sau:
H,
1
1
H (D),
2
1
H (T),
3
1
O,
16
8
O,
17
8
O
18
8
Cấu tạo nguyên tử - Thuyết cơ học lượng tử
(Quantum mechanics theory)
Trong các quá trình biến đổi hóa học thông thuờng: hạt nhân các nguyên tử không bị biến đổi
mà lớp vỏ electron của chúng biến đổi.
Để nghiên cứu các quá trình biến đổi hóa học ở cấp độ nguyên tử cần biết được các thông tin
về các electron trong nguyên tử. Các thông tin đó là:
1. Có bao nhiêu electron hiện diện trong mỗi nguyên tử?
2. Các electron đó có năng lượng như thế nào?
3. Vị trí hiện diện của các electron đó trong nguyên tử?
Thuyết cơ học lượng tử là tập hợp các nguyên lý làm cơ sở cho việc nghiên cứu tất cả các
hệ thống vật lý ở cấp độ vi mô (cấp độ nguyên tử).
Sự phát triển của thuyết cơ học lượng tử cho giúp các nhà khoa học giải quyết các câu hỏi trên
về các electron trong nguyên tử và hiểu được vai trò của chúng trong các biến đổi hóa học.
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Cấu tạo nguyên tử - Thuyết cơ học lượng tử
(Quantum mechanics theory)
Ở cấp độ vi mô, cũng giống như ánh sáng, các electron thể hiện tính chất hạt và sóng (tính chất
nhị nguyên). Tính chất sóng của các electron được nhà vật lý người Pháp, Louis de Broglie đưa
Ra năm 1924:
Giả thuyết De Broglie:
Sự chuyển động của mọi hạt vật chất có khối lượng m và vận tốc v đều gắn với một sóng có
bước sóng  được xác định theo hệ thức:
 =
h
mv
h: hằng số Planck = 6,625  10-34 J.s
Nguyên lý bất định Heisenberg:
Không thể xác định đồng thời chính xác cả động lượng p và vị trí x của hạt vi mô:
x.px 
h
2
h: hằng số Planck = 6,625  10-34 J.s)
px: độ bất định (sai số) về động lượng trên phương x
x: độ bất định (sai số) về vị trí trên phương x
px = m. vx 
x.vx 
h
2m
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Cấu tạo nguyên tử - Thuyết cơ học lượng tử -
Phương trình sóng Schrödinger
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Nguyên lý bất định Heisenberg cho electron: electron có kích thước nhỏ và chuyển động nhanh
nên không thể xác định đúng đồng thời vị trí và năng lượng của electron.
Với electron có năng lượng xác định, chỉ tính được xác suất hiện diện của electron ở một
vị trí xác định quanh nhân nguyên tử.
Xét về mặt toán học: mỗi electron có một hàm số xác suất  (x, y, z) – hàm số sóng.
Ý nghĩa của hàm số sóng (hàm sóng):
2 (x, y, z) dV: tỉ lệ với xác suất hiện diện của electron trong không gian nhỏ dv
Phương trình Schrödinger: là phương trình của hàm sóng  ứng với năng lượng E
H = E  
H là toán tử Hamilton:
H = - (h2/82m) 2 + V
2 = 2/x2 + 2/y2 + 2/z2
V: thế năng
Giải pt trên sẽ xác định được hàm sóng  ứng với năng lượng E. Nghiệm của pt, , còn tùy thuộc vào ba số lượng tử n, l và m.
Mỗi electron trong nguyên tử ứng với một bộ ba số lượng tử n, l và m xác định (có năng lượng E xác định) sẽ có một hàm sóng  tương ứng.
Độ dài bước sóng  cho biết năng lượng của sóng
Biên độ dao động của sóng cho biết cường độ của sóng, tức mật độ của hạt vi mô
Cấu tạo nguyên tử - Các số lượng tử của electron
Số lượng tử chính n:
Mỗi hàm sóng  được xác định bởi ba số lượng tử (n, l, m) được gọi là vân đạo nguyên tử hay orbital nguyên tử.
Mỗi electron trong nguyên tử được đặc trưng bởi 4 số lượng tử (n, l, m, ms) như sau:
Cho biết năng lượng và khoảng cách trung bình của một electron tới hạt nhân nguyên tử trong một orbital nào đó, tức cho biết kích thước của orbital.
Các giá trị của n:
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
n cho biết electron ở lớp nào
Cấu tạo nguyên tử - Các số lượng tử của electron
Số lượng tử động lượng góc orbital (số lượng tử orbital) l:
Cho biết hình dạng của orbital.
Các giá trị của l có thể có phụ thuộc vào n: l có các giá trị từ 0 đến (n-1).
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Orbital s
Orbital p
Cấu tạo nguyên tử - Các số lượng tử của electron
Số lượng tử từ ml:
Cho biết định hướng không gian của orbital.
Các giá trị của ml: ml có các giá trị từ -l đến +l.
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Cấu tạo nguyên tử - Các số lượng tử của electron
Số lượng tử spin electron (số lượng tử spin) ms:
Đặc trưng cho hai hướng chuyển động quay (spin) của electron
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
ms chỉ có hai giá trị là -1/2 và +1/2
ms = -½
ms = +½
Cấu tạo nguyên tử - Cấu hình electron
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Cấu hình electron mô tả sự phân bố các electron của một nguyên tử trong các orbital nguyên tử. Sự phân bố đó tuân theo ba nguyên lý:
Nguyên lý ngoại trừ Pauli:
Trong một nguyên tử, không thể có hai (hay nhiều) electron có 4 số lượng tử như nhau.
Trong một orbital nguyên tử chỉ có thể có tối đa 2 electron có spin ngược chiều nhau:
2 electron có cùng n, l, m (cùng orbital) thì ms phải khác dấu nhau (+1/2 và -1/2)
Số điện tử tối đa trong một lớp:
Mỗi lớp n chứa tối đa 2n2 (n  4) electron. Chứng minh?
Số điện tử tối đa trong một phân lớp l là 2(2l+1) electron. Chứng minh?
Cấu tạo nguyên tử - Cấu hình electron
Bán kính nguyên tử:
Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử, các electron sẽ chiếm những mức năng lượng thấp trước
(tức là trạng thái vững bền trước) rồi mới đến những trạng thái năng lượng cao hơn tiếp theo.
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Thứ tự tăng dần các mức năng lượng trong nguyên tử:
Qui tắc Kleshkowski
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s <
4f  5d < 6p < 7s…
Năng lượng
Cấu tạo nguyên tử - Cấu hình electron
Qui tắc Hund:
Trong một phân lớp, các electron được sắp xếp sao cho tổng số spin là cực đại, tức là có một
số tối đa electron độc thân spin cùng dấu.
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Cấu tạo nguyên tử - Cấu hình electron
Các ví dụ:
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Na (Z = 11):
1s2 2s2 2p6 3s1
Mg (Z = 12):
1s2 2s2 2p6 3s2
Al (Z = 13):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Si (Z = 14):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
P (Z = 15):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
S (Z = 16):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Ne (Z = 10):
1s2 2s2 2p6
Cl (Z = 17):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Ar (Z = 18):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Fe (Z = 26):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Điện tử lớp ngoài cùng ns, np là điện tử hóa trị,
gọi là các nguyên tố s, p
Điện tử lớp ngoài cùng ns và phân lớp (n-1)d
là điện tử hóa trị, gọi là các nguyên tố d
Điện tử hóa trị là điện tử của những lớp ngoài và tham gia tạo liên kết mới trong các phản ứng hóa học
Cấu tạo nguyên tử - Cấu hình electron
Lưu ý:
Những cấu hình có số điện tử bão hòa hay bán bão hòa là những cấu hình bền về phương diện năng lượng nên có một số trường hợp cấu hình electron được viết lại để có cấu hình bền hơn.
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
s
p
d
f
Bão hòa:
2e
6e
10e
14e
s
p
d
f
Bán bão hòa:
1e
3e
5e
7e
Cu (Z = 29):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9  viết lại: 4s1 3d10
ns2 (n-1)d9  ns1 (n-1)d10
ns2 (n-1)d4  ns1 (n-1)d5
Ví dụ:
Cr (Z = 24):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4  viết lại: 4s1 3d5
Sau khi sắp xếp hết các điện tử vào các phân lớp theo nguyên lý vững bền, cấu hình điện tử được viết lại theo thứ tự từ lớp trong đến lớp ngoài.
Cr (Z = 24):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5  viết lại: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
Ví dụ:
BÀI TẬP
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
I.4. Xác định 4 số lượng tử của điện tử cuối cùng của S (Z = 16).
I.5. Xác định 4 số lượng tử của điện tử áp chót của Zn (Z = 30).
I.6. Xác định nguyên tố có điện tử cuối cùng có 4 số lượng tử sau đây: n = 3, l = 1, m = -1,
ms = -1/2
I.7. Xác định nguyên tố có điện tử cuối cùng có 4 số lượng tử sau đây: n = 3, l = 2, m = 2,
ms = -1/2
I.8. Xác định nguyên tố có điện tử áp chót có 4 số lượng tử sau đây: n = 3, l = 2, m = -1,
ms = -1/2
Bảng hệ thống tuần hoàn – Bảng Mendeleïev
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Vào thế kỷ 19, các nhà hóa học chưa biết đến sự tồn tại của electron và proton.
Bảng hệ thống tuần hoàn được xây dựng dựa trên khối lượng nguyên tử.
Mendeleïev đã đưa ra định luật tuần hoàn:
Tính chất các đơn chất, thành phần và tính chất các hợp chất biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử.
Bảng hệ thống tuần hoàn – Bảng hiện nay
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Bảng hệ thống tuần hoàn – Bảng hiện nay
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Với kiến thức về cấu trúc của nguyên tử, định luật tuần hoàn có thể phát biểu chính xác hơn:
Tính chất các đơn chất, thành phần và tính chất các hợp chất biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân Z của nguyên tử.
Bảng hệ thống tuần hoàn ngày nay bao gồm khoảng 110 nguyên tố được sắp xếp vào các ô theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân Z tạo thành những hàng ngang (chu kỳ) và những cột (nhóm).
Bảng hệ thống tuần hoàn – Chu kỳ
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Chu kỳ gồm những nguyên tố có số lớp điện tử giống nhau được xếp thành một hàng ngang
Số thứ tự của chu kỳ bằng số lớp điện tử n của nguyên tố.
Bảng hệ thống tuần hoàn – Chu kỳ
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Chu kỳ 1
2
3
4
5
6
7
Chu kỳ 6
Chu kỳ 7
Nhóm Lantanoit
Nhóm Actinoit
Bảng hệ thống tuần hoàn – Nhóm và phân nhóm
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Nhóm là một cột gồm những nguyên tố có số điện tử hóa trị bằng nhau.
Phân nhóm là một cột gồm những nguyên tố có cùng số điện tử hóa trị và có cấu trúc lớp điện tử hóa trị giống nhau.
Điện tử hóa trị là điện tử của những lớp ngoài và tham gia tạo liên kết mới trong các phản ứng hóa học.
Đối với các nguyên tố s và p, điện tử hóa trị là điện tử các lớp ngoài cùng ns, np.
Đối với các nguyên tố d và f, điện tử hóa trị là điện tử lớp ngoài cùng ns và phân lớp (n-1)d hay (n-2)f tương ứng.
Bảng hệ thống tuần hoàn – Nhóm và phân nhóm
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Đối với các nguyên tố có số e hóa trị = 9, 10: sự thêm 1 hay 2 e không ảnh hưởng nhiều đến tính chất các nguyên tử so với nhóm VIIIB nên chúng được xếp vào nhóm VIIIB.
Đối với các nguyên tố có số e hóa trị = 11, 12: vân đạo d đã đủ 10 e nên khá bền vững, trong nhiều trường hợp chỉ có các điện tử phân lớp ns tham gia phản ứng hóa học nên chúng được xếp vào nhóm IB, IIB.
Bảng hệ thống tuần hoàn – Nhóm và phân nhóm
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Phân nhóm chính gồm các nguyên tố s, p. Ký hiệu: phân nhóm A.
Phân nhóm phụ gồm các nguyên tố d, f, gồm các nguyên tố chuyển tiếp. Ký hiệu: phân nhóm B.
Có 8 phân nhóm A.
Có 8 phân nhóm phụ d và 14 phân nhóm phụ f.
Sự liên hệ giữa cấu hình điện tử với vị trí của nguyên tố trong bảng HTTH:
Chu kỳ: Cấu hình e có n lớp e  nguyên tố thuộc chu kỳ n
Nhóm và phân nhóm:
Các nguyên tố s, p thuộc phân nhóm chính

Các nguyên tố d, f thuộc phân nhóm phụ
Bảng hệ thống tuần hoàn –
Sự biến đổi tuần hoàn của một số đại lượng vật lý
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Bán kính nguyên tử:

Xác định bán kính nguyên tử như thế nào?
Bán kính nguyên tử được xác định bằng thực nghiệm hoặc tính toán.
Bán kính là 1/2 khoảng cách giữa hai hạt nhân nguyên tử.
Bảng hệ thống tuần hoàn –
Sự biến đổi tuần hoàn của một số đại lượng vật lý
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Bán kính nguyên tử:
Bảng hệ thống tuần hoàn –
Sự biến đổi tuần hoàn của một số đại lượng vật lý
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Bán kính nguyên tử:
Sự biến đổi bán kính nguyên tử (r) trong một chu kỳ:
Trong một chu kỳ, r giảm dần từ trái sang phải.
Do: số lớp e như nhau
Z tăng  e bị nhân hút mạnh hơn  r giảm
Sự thay đổi r đối với các nguyên tố d và f chậm hơn đối với các nguyên tố s và p
Do: các phân lớp e (n-1)d và (n-2)f nằm bên trong chắn tương tác của hạt nhân nguyên tử với
lớp vỏ ngoài cùng. Hiện tượng này gọi là sự co d hay co f.
Sự biến đổi bán kính nguyên tử (r) trong một nhóm:
Trong một nhóm, r tăng dần từ trên xuống.
Do: số lớp e tăng
Bảng hệ thống tuần hoàn –
Sự biến đổi tuần hoàn của một số đại lượng vật lý
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Năng lượng ion hóa (I):
Năng lượng ion hóa là năng lượng tối thiểu cần để tách một electron ra khỏi nguyên tử tự do ở trạng thái cơ bản (năng lượng thấp nhất) và ở thể hơi (I > 0).
Năng lượng ion hóa cho biết nguyên tử khả năng tạo thành cation của nguyên tử.
X (hơi) + I1  X+ (hơi) + e-
I1: năng lượng ion hóa thứ nhất, I1 < I2 < I3 < …
Sự biến đổi năng lượng ion hóa (I) trong một chu kỳ:
Trong một chu kỳ, I tăng dần từ trái sang phải.
Do: số lớp e như nhau
Z tăng  e bị nhân hút mạnh hơn  I tăng
Sự biến đổi năng lượng ion hóa (I) trong một nhóm:
Trong một nhóm, I giảm dần từ trên xuống.
Do: số lớp e tăng
Trong phân nhóm B, I giảm chậm từ trên xuống, có khi tăng, do sự tăng nhanh của điện tích hạt nhân trong khi bán kính thay đổi rất ít.
Bảng hệ thống tuần hoàn –
Sự biến đổi tuần hoàn của một số đại lượng vật lý
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Năng lượng ion hóa (I):
Bảng hệ thống tuần hoàn –
Sự biến đổi tuần hoàn của một số đại lượng vật lý
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Năng lượng ion hóa (I):
Đối với những nguyên tử có cấu hình e bền thì năng lượng ion hóa cao.
Vd: năng lượng ion hóa của khí hiếm rất cao.
Vd: giải thích vì sao năng lượng ion hóa của Be lớn hơn của B trong cùng chu kỳ
giải thích vì sao I1 (Mg) > I1 (Al), I1 (P) > I1 (S)
Ái lực điện tử (năng lượng anion hóa):
Ái lực điện tử là năng lượng tỏa ra (-) hay cần cung cấp (+) để nguyên tử tự do ở thể hơi nhận thêm một electron để trở thành anion.
Năng lượng anion hóa cho biết khả năng tạo thành anion của nguyên tử.
X (hơi) + e-  X- (hơi) + energy
Năng lượng anion hóa thứ nhất có thể âm hay dương, năng lượng anion hóa thứ hai trở đi luôn dương.
Ái lực điện tử không biến đổi tuần hoàn.
Bảng hệ thống tuần hoàn –
Sự biến đổi tuần hoàn của một số đại lượng vật lý
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Ái lực điện tử (năng lượng anion hóa):
Lưu ý: không thể chỉ căn cứ vào ái lực điện tử để kết luận đơn chất này có tính phi kim mạnh hơn
đơn chất kia. Vì đại lượng này chỉ đặc trưng cho nguyên tử tự do.
Bảng hệ thống tuần hoàn –
Sự biến đổi tuần hoàn của một số đại lượng hóa học
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Độ âm điện (), tính kim loại và tính phi kim:
Độ âm điện là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử khi tạo thành liên kết hóa học.
Độ âm điện cho biết tính phi kim và kim loại của đơn chất.
Sự biến đổi độ âm điện trong một chu kỳ:
Trong một chu kỳ, độ âm điện tăng dần từ trái sang phải, tính phi kim tăng dần
Trong một phân nhóm chình, độ âm điện giảm dần từ trên xuống, tính kim loại tăng dần
Sự biến đổi độ âm điện trong một nhóm:
Bảng hệ thống tuần hoàn –
Sự biến đổi tuần hoàn của một số đại lượng hóa học
Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn
Độ âm điện ():
Bảng độ âm điện theo Pauling
CHƯƠNG II:

LIÊN KẾT HÓA HỌC
Liên kết hóa học
Chương II: Liên kết hóa học
Các khí hiếm tồn tại dưới dạng đơn nguyên tử: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
Cấu hình electron khí hiếm: (n-2)f14 (n-1)d10 ns2 np6
Các nguyên tử của các các nguyên tố khác có khuynh hướng kết hợp với nhau để tạo thành phân tử hay tinh thể.
Gilbert Newton Lewis
American chemist, Nobel Prize
(1875-1946)
Walther Kossel
German chemist
(1888-1956)
Tại sao?
Vì khi kết hợp với nhau, các nguyên tử đạt cấu hình electron tương tự khí hiếm bền hơn cấu hình electron của từng nguyên tử riêng lẻ.
Liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử hay tinh thể, hay liên kết giữa các phân tử với nhau gọi là liên kết hóa học.
Giữa các phân tử cũng có tương tác với nhau.
Liên kết hóa học
Chương II: Liên kết hóa học
Các loại liên kết hóa học:
Liên kết cho nhận là một trường hợp đặc biệt của liên kết cộng hóa trị.
Các loại liên kết giữa các phân tử: liên kết hydrogen, liên kết Van der Waals.
Bản chất của các loại liên kết trên khác nhau như thế nào?
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Ký hiệu nguyên tử theo Lewis
Để xét liên kết hóa học có thể hình thành, nguyên tử các nguyên tố s, p được ký hiệu kèm với các electron hóa trị biểu diễn bằng dấu chấm:
B



Nhóm
IA
Cấu hình electron
Ký hiệu Lewis
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
VIIIA
2s1
2s2
2s2 2p1
2s2 2p2
2s2 2p3
2s2 2p4
2s2 2p5
2s2 2p6
Li

Be


C




Ne




N







O







F








Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết ion
Liên kết ion là liên kết do lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu.
Sự hình thành ion:
Ion dương (cation) được hình thành do sự mất đi một hay nhiều electron lớp ngoài cùng.
Năng lượng ion hóa càng nhỏ thì nguyên tử càng dễ trở thành cation.
Các nguyên tử kim loại nhóm IA và IIA dễ nhường electron để trở thành cation:
Li  Li+ + e-

Ba  Ba2+ + 2e-


Ion âm (anion) được hình thành do sự thu nhận thêm một hay nhiều electron vào lớp ngoài cùng.
Ái lực điện tử càng âm nhiều thì nguyên tử càng dễ trở thành anion.
Các nguyên tử phi kim nhóm VIIA (halogen) dễ nhận 1 electron để trở thành anion:
+ e-  F-
F







Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết ion
Sự hình thành liên kết ion:
Xét sự hình thành hợp chất ion natri clorua (NaCl) từ các nguyên tử Na và Clo:

Na
+
Cl







3s1
3s2 3p5
Na+
Cl








-
2s2 2p6
3s2 3p6
Các ion Na+ và Cl- có điện tích trái dấu nên hút nhau bằng lực hút tĩnh điện, tạo thành liên kết ion.
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết ion
Sự hình thành liên kết ion:
Theo định luật Coulomb, năng lượng tương tác E giữa hai ion được cho bởi:
E ~
Q (Na+)  Q (Cl-)
r
E =
Q (Na+)  Q (Cl-)
r
k
Q: điện tích của ion
r: khoảng cách giữa tâm hai ion sau khi tạo liên kết
k: hằng số tỉ lệ
E < 0, sự hình thành liên kết ion từ hai ion trái dấu là quá trình tỏa nhiệt, làm giảm năng lượng tổng cộng của hệ thống.
Phân tử ion NaCl bền hơn so với các ion Na+ và Cl- tồn tại riêng lẻ.
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết ion
Tinh thể ion:
Tinh thể NaCl
Na+
Cl-
Tinh thể NaCl thuộc hệ lập phương sơ cấp với các thông số mạng:
a = b = c
 =  =  = 90°
Cứ 1 ion Na+ có 6 ion Cl- bao quanh và ngược lại
Tinh thể này có chỉ số phối trí bằng 6.
Ô mạng cơ sở của NaCl
a
b
c
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết ion
Tinh thể ion:
Tinh thể CsCl thuộc hệ lập phương tâm thể với các thông số mạng:
a = b = c
 =  =  = 90°
Cứ 1 ion Cs+ có 8 ion Cl- bao quanh và ngược lại
Tinh thể này có chỉ số phối trí bằng 8.
Cs+
Cl-
Chương II: Liên kết hóa học
BÀI TẬP
Cl-
Ô mạng cơ sở của NaCl
a
b
c
Na+
II.1. Xác định số ion Na+ và số ion Cl- có trong một ô mạng cơ sở của tinh thể ion NaCl?
II.2. Xác định số ion Na+ nguyên vẹn và số ion Cl- nguyên vẹn có trong một ô mạng cơ sở của tinh thể ion NaCl? Suy ra số phân tử NaCl nguyên vẹn có trong một ô mạng cơ sở.
II.3. Biết NaCl có khối lượng phân tử là 58,44 g/mol và khối lượng riêng là 2,165 g/cm3. Xác định thông số mạng a (qui về đơn vị pm). Suy ra khoảng cách d giữa hai tâm ion trong tinh thể (qui về đơn vị pm).
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết ion
Bán kính ion:
Bán kính ion là bán kính của cation hay của anion tự do.
Ý nghĩa của bán kính ion:
Bán kính ion (kích thước của ion tự do) sẽ ảnh hưởng đến cách sắp xếp các ion trong mạng tinh thể khi tạo thành hợp chất ion, tức ảnh hưởng đến cấu trúc của tinh thể ion.
Bán kính ion ảnh hưởng đến tính chất vật lý và tính chất hóa học của hợp chất ion
So sánh giữa bán kính ion với bán kính nguyên tử:
X  X+ + e-
Bán kính cation nhỏ hơn bán kính nguyên tử. Giải thích?
Do: cùng điện tích hạt nhân, giảm electron làm giảm tương tác đẩy của các electron lớp ngoài cùng  giảm kích thước đám mây electron.
X + e-  X-
Bán kính anion lớn hơn bán kính nguyên tử. Giải thích?
Do: cùng điện tích hạt nhân, tăng electron làm tăng tương tác đẩy của các electron lớp ngoài cùng  giảm kích thước đám mây electron.
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết ion
Bán kính ion:
Trong một nhóm, bán kính ion tăng dần từ trên xuống.
Do: số lớp e tăng.
Việc so sánh bán kính ion trong cùng một chu kỳ chỉ có ý nghĩa khi các ion là đẳng điện tử.
Khi đó: rcation < ranion. Vd: r (Na+) < r (F-)
Cation có điện tích dương càng lớn thì bán kính càng nhỏ. Vd: r (Al3+) < r (Mg2+) < r (Na+)
Anion có điện tích âm càng lớn thì bán kính càng lớn. Vd: r (O2-) > r (F-)
Giải thích?
r (Al3+) = 50 pm
(pm)
(pm)
(pm)
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết ion
Năng lượng mạng tinh thể (lattice energy) U:
Là năng lượng cần thiết để tách hoàn toàn một mol hợp chất ion ở thể rắn thành các ion tự do ở thể hơi.
Ý nghĩa của năng lượng mạng tinh thể:
Cho biết độ bền, độ hòa tan và nhiều tính chất khác của hợp chất ion.
Phân biệt với năng lượng tương tác E giữa hai ion:
Năng lượng mạng tinh thể U cho biết độ bền của hợp chất ion còn năng lượng tương tác E giữa hai ion chỉ cho biết độ bền của một phân tử gồm hai ion.
Phương pháp xác định năng lượng mạng tinh thể U:
Nếu biết cấu trúc và thành phần của một hợp chất ion, có thể xác định U theo định luật Coulomb.
Xác định gián tiếp U bằng chu trình Born-Haber (Max Born + Fritz Haber).
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết ion
Năng lượng mạng tinh thể U tính theo chu trình Born-Haber:
M (r) +
1
2
X2 (k)
MX (r)
M: kim loại kiềm, X: halogen
H°
M (k)
Thăng hoa
H°1 > 0
X (k)
H°2 > 0
Đứt nối
Ion hóa
H°3 > 0
M+ (k) +
Anion hóa
H°4
X- (k)
H°5 < 0
U = - H°5 > 0
H°1: năng lượng cần thiết để chuyển 1 mol M dạng rắn sang dạng hơi, năng lượng thăng hoa
H°2: năng lượng cần thiết để cắt đứt liên kết 1/2 mol X2 thể khí tạo thành 1 mol nguyên tử X dạng hơi, tỉ lệ với năng lượng đứt nối
H°3: năng lượng cần thiết để ion hóa 1 mol M dạng hơi, năng lượng ion hóa
H°3: năng lượng thu vào hay tỏa ra khi anion hóa 1 mol X dạng hơi, ái lực điện tử
H°5: năng lượng phóng thích khi trong quá trình hình thành 1 mol tinh thể từ những ion riêng rẽ.
H°: năng lượng thay đổi tổng cộng của cả phản ứng
H° = H°1 + H°2 + H°3 + H°4 + H°5
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết ion
Năng lượng mạng tinh thể U:
Nhận xét?
Chương II: Liên kết hóa học
BÀI TẬP
II.4. Tính năng lượng mạng tinh thể LiF biết:
Nhiệt thăng hoa của Li là 155,2 kJ/mol
Năng lượng liên kết của Flo là 150,6 kJ/mol
Năng lượng ion hóa thứ nhất của Li là 520 kJ/mol
Ái lực điện tử của Flo là -333 kJ/mol
Nhiệt tạo thành của LIF là -594,1 kJ/mol
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết ion
Tính chất của các hợp chất ion:
Tính dẫn điện: các hợp chất ion dẫn điện kém ở thể rắn, dẫn điện tốt ở trạng thái nóng chảy
Độ rắn, độ nóng chảy và độ sôi:
hay dung dịch. Giải thích?
Đối với các hợp chất ion có cùng cơ cấu và điện tích: độ rắn, độ nóng chảy và độ sôi tăng khi khoảng cách liên nhân giảm. Giải thích?
Đối với các hợp chất ion có cùng cơ cấu và cùng khoảng cách liên nhân: độ rắn, độ nóng chảy và độ sôi tăng khi điện tích ion tăng. Giải thích?
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết ion
Tính chất của các hợp chất ion:
Độ rắn, độ nóng chảy và độ sôi:
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết ion
Tính chất của các hợp chất ion:
Độ hòa tan:
Khi hòa tan một hợp chất ion vào dung môi, xảy ra 2 quá trình:
Phá hủy tinh thể (năng lượng U > 0)
Dung môi hóa các ion bởi các phân tử dung môi (Hdmh < 0)
MX (r)
M+  nH2O + X-  mH2O
H°
M+ + X-
U
Hdmh
Hdmh phụ thuộc hằng số điện môi  của dung môi,  càng lớn thì Hdmh càng âm.
Hdmh càng âm thì độ hòa tan càng lớn
Cùng dung môi, độ tan càng lớn khi liên kết giữa các ion trong tinh thể càng yếu.
Độ tan: KCl < KBr < KI
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết ion
Tính cộng hóa trị của các hợp chất ion:
Một hợp chất ion có phần nào tính cộng hóa trị khi có sự xen phủ một phần đám mây điện tử của cation và anion.
Tính cộng hóa trị của hợp chất ion càng lớn khi khả năng phân cực của cation trên anion càng lớn:
Cation: bán kính r nhỏ, điện tích Q lớn  Q/r lớn  dễ phân cực anion
Anion: bán kính r lớn, điện tích Q lớn  dễ bị phân cực bởi cation
 Hợp chất ion có tính cộng hóa trị
Cùng một anion, hợp chất ion của cation không có cấu hình khí trơ có tính cộng hóa trị nhiều hơn hợp chất ion của cation có cấu hình khí trơ.
Ví dụ:
Ví dụ:
FeCl3 (rFe3+ = 60 pm, rCl- = 181 pm)
Giải thích?
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết cộng hóa trị
Liên kết cộng hóa trị theo thuyết Lewis:
Liên kết cộng hóa trị là liên kết giữa hai nguyên tử, được tạo thành bằng cách góp chung một hay nhiều electron.
H

+
H

H


H
F







+
F







F






hay
HH


F






hay
FF
cặp electron không liên kết
Mỗi nguyên tử góp chung 1 electron tạo liên kết đơn
O=C=O








C=C
H
H
H
H
Mỗi nguyên tử góp chung 2 electron tạo liên kết đôi
N
N




HC
CH
Mỗi nguyên tử góp chung 3 electron tạo liên kết ba
 Khuyết điểm của công thức Lewis: không giải thích được bản chất của liên kết (vì sao liên kết tồn tại, các tính chất của liên kết, định hướng trong không gian của liên kết...)
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết cộng hóa trị
Liên kết phối trí:
Là một dạng liên kết cộng hóa trị trong đó cặp electron dùng chung do một nguyên tử đóng góp.
N
H
H
H


+
H
N
H
H
H
H
B
F
F
F
+
F








B
F
F
F
F
Ví dụ:
90°
90°
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết cộng hóa trị
Thuyết liên kết hóa trị VB (valence bond theory):
Hai thuyết cơ học lượng tử giải thích rõ bản chất của liên kết cộng hóa trị hơn thuyết Lewis là:
Thuyết VB: giả thuyết rằng các electron trong phân tử nằm trong các orbital nguyên tử của các nguyên tử tạo thành phân tử.
Thuyết vân đạo phân tử (MO, molecular orbital): giả thuyết rằng các vân đạo phân tử được hình thành từ các vân đạo nguyên tử.
Nội dung của thuyết VB:
1. Liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ các orbital hóa trị của các nguyên tử.
2. Về mặt năng lượng: Thế năng của hệ giảm và đạt giá trị cực tiểu khi sự xen phủ là tối ưu. Độ giảm thế năng đi kèm với sự tỏa năng lượng khi hình thành liên kết (năng lượng liên kết).
Câu hỏi: So sánh thuyết Lewis và thuyết VB?
 Giải thích được các tính chất của liên kết (độ dài nối, năng lượng nối, định hướng không gian)
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết cộng hóa trị
Thuyết liên kết hóa trị VB (valence bond theory):
Ví dụ:
Sự hình thành liên kết cộng hóa trị trong phân tử H2
Thế năng
0
Khoảng cách
giữa hai nguyên tử
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết cộng hóa trị
Thuyết liên kết hóa trị VB (valence bond theory):
3. Để giải thích liên kết trong các phân tử phức tạp hơn, dùng giả thuyết lai hóa các vân đạo nguyên tử:
Sự lai hóa là sự trộn lẫn các vân đạo nguyên tử trong một nguyên tử (thường là nguyên tử trung tâm) để tạo thành các vân đạo nguyên tử mới giống nhau, gọi là các vân đạo lai hóa. Các vân đạo lai hóa này xen phủ với các vân đạo của các nguyên tử khác để tạo thành liên kết hóa học.
Lai hóa sp3:
Ví dụ: Liên kết trong phân tử CH4
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết cộng hóa trị
Thuyết liên kết hóa trị VB (valence bond theory):
Lai hóa sp2:
Ví dụ: Liên kết trong phân tử C2H4
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết cộng hóa trị
Thuyết liên kết hóa trị VB (valence bond theory):
Lai hóa sp:
Ví dụ: Liên kết trong phân tử C2H2
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết cộng hóa trị
Thuyết liên kết hóa trị VB (valence bond theory):
Lai hóa sp3d:
Ví dụ: Liên kết trong phân tử PCl5
Trigonal bipyramidal
120°
90°
Lai hóa sp3d2:
Ví dụ: Liên kết trong phân tử SF6
90°
90°
Octahedron
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết cộng hóa trị
Thuyết đẩy các đôi điện tử của tầng hóa trị (VSEPR):
Các đôi điện tử hóa trị của nguyên tử trung tâm trong phân tử có tương tác đẩy lẫn nhau, do đó các nguyên tử trong phân tử sắp xếp sao cho tương tác đẩy này là nhỏ nhất (tương ứng với các đôi điện tử ở xa nhau nhất).
 Để dự đoán cấu trúc lập thể của phân tử.
Xét phân tử AXnEm với A là nguyên tử trung tâm, n là số nguyên tử X tạo liên kết với A, m là số đôi điện tử E không liên kết.
n: gọi là chỉ số lập thể, tương ứng với số orbital lai hóa theo thuyết VB.
Khi dự đoán cấu trúc, không phân biệt liên kết đơn, đôi hay ba.
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết cộng hóa trị
Thuyết đẩy các đôi điện tử của tầng hóa trị (VSEPR):
AX2: thẳng hàng
AX2E2: gấp khúc
BeCl2, HgCl2, CO2
AX2E: gấp khúc
NO2-, SO2, O3
H2O, OF2
AX2E3: thẳng hàng
XeF2, I3-
Phân tử,
dạng cấu trúc
Định hướng các đôi điện tử
Cấu trúc
phân tử
Ví dụ
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết cộng hóa trị
Thuyết đẩy các đôi điện tử của tầng hóa trị (VSEPR):
AX3: tam giác phẳng
AX3E2: chữ T
BF3, CO32-, NO3-, SO3
AX3E: kim tự tháp 3 góc
(chóp)
NH3, PCl3
ClF3, BrF3
AX4: tứ diện
CH4, PO43-, SO42-, ClO4-
Phân tử,
dạng cấu trúc
Định hướng các đôi điện tử
Cấu trúc
phân tử
Ví dụ
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết cộng hóa trị
Thuyết đẩy các đôi điện tử của tầng hóa trị (VSEPR):
AX 4E1: bập bênh,
tứ diện biến dạng
AX5: kim tự tháp đôi
3 góc
SF4, IF4+, XeO2F2
AX4E2: vuông phẳng
XeF4, ICl4-
PCl5
AX5E1: kim tự tháp
vuông
ClF5, BrF5, XeOF4
Phân tử,
dạng cấu trúc
Định hướng các đôi điện tử
Cấu trúc
phân tử
Ví dụ
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết cộng hóa trị
Thuyết đẩy các đôi điện tử của tầng hóa trị (VSEPR):
AX6: bát diện
AX7: kim tự tháp đôi
5 góc
SF6
AX6E1: kim tự tháp
5 góc
XeF6
IF7
Phân tử,
dạng cấu trúc
Định hướng các đôi điện tử
Cấu trúc
phân tử
Ví dụ
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết cộng hóa trị
Một số đặc tính của liên kết cộng hóa trị:
Năng lượng đứt nối, năng lượng liên kết:
Trong các hợp chất cộng hóa trị, có hai loại tương tác:
Tương tác giữ các nguyên tử giữ chúng liên kết với nhau trong một phân tử, tương tác này được đo bằng năng lượng liên kết (hay năng lượng nối).
Tương tác giữ các phân tử với nhau, tương tác này được đo bằng năng lượng liên kết giữa các phân tử.
Năng lượng liên kết giữa các phân tử < năng lượng nối cộng hóa trị.
Năng lượng đứt nối là sự thay đổi enthalpy cần thiết để làm đứt các liên kết cộng hóa trị của 1 mol phân tử hai nguyên tử ở trạng thái khí.
H2 (k)  H (k) + H (k) H° = 436,4 kJ
Cl2 (k)  Cl (k) + Cl (k) H° = 242,7 kJ
O2 (k)  O (k) + O (k) H° = 498,7 kJ
N2 (k)  N (k) + N (k) H° = 941,4 kJ
Nhận xét?
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết cộng hóa trị
Một số đặc tính của liên kết cộng hóa trị:
Năng lượng đứt nối, năng lượng liên kết:
Năng lượng đứt nối trong phân tử nhiều nguyên tử khác nhau một chút tùy thuộc vào môi trường hóa học (môi trường điện tử) xung quanh nối đó  người ta thường sử dụng năng lượng đứt nối trung bình.
H2O (k)  H (k) + OH (k) H° = 502 kJ
OH (k)  H (k) + O (k) H° = 427 kJ
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Liên kết cộng hóa trị
Một số đặc tính của liên kết cộng hóa trị:
Độ nóng chảy, độ sôi, độ hòa tan, độ dẫn điện:
Hợp chất ion
Hợp chất cộng hóa trị
Rắn, t° nóng chảy cao (vài trăm độ C)
Khí, lỏng, rắn, t° nóng chảy thấp (<300°C)
Hầu hết tan trong các dm phân cực (H2O),
không tan trong các dm khọng phân cực (hexan)
Hầu hết không trong các dm phân cực,
tan trong các dm không phân cực.
Hợp chất ion nóng chảy dẫn điện tốt,
dd nước của hợp chất ion dẫn điện tốt.
Hợp chất cộng hóa trị lỏng và nóng chảy không dẫn điện.
Dd nước của hợp chất cộng hóa trị thường dẫn điện kém.
Chương II: Liên kết hóa học
Liên kết hóa học – Các loại liên kết khác
Liên kết van der Waals:
Là loại liên kết liên phân tử bản chất do các tương tác tĩnh điện giữa các phân tử ion, phân tử phân cực thường trực và phân tử phân cực tạm thời.
Liên kết van der Waals bao gồm các loại liên kết sau:
Liên kết lưỡng cực-lưỡng cực: liên kết giữa các phân tử phân cực (có momen lưỡng cực).
+
+
+
+
+
+
+
+
+
_
_
_
_
_
_
_
_
_
Maximum attractive interaction in solid state
Momen lưỡng cự:  = Q  r
H
F
+
-
Liên kết ion-lưỡng cực: liên k�